Обратимые реакции. Химическое равновесие

Обратимые и необратимые химические процессы. Химическое и фазовое равновесии. Факторы, воздействующие на химическое равновесие. Методы управления технологическими процессами, основанные на изменении скорости химических реакций и смещении химического равновесия.

 

Реакция, протекающая до конца, то есть до полного израсходования одного из реагирующих веществ называется необратимой.

Например: взаимодействие алюминия с соляной кислотой идет необратимо. Обратный процесс взаимодействия хлорида алюминия и водорода с получением алюминия и соляной кислоты  невозможен.

Однако большинство химических реакций протекает не до конца, когда ни одно из исходных веществ не расходуется полностью. Такие реакции называются обратимыми.

В уравнениях обратимых реакций вместо знака равенства обычно ставят разнонаправленные стрелки, которые характеризуют одновременное протекание процессов в двух взаимно противоположных направлениях:

H2 + I2 ↔ 2 HI

Согласно закону действующих масс скорость прямой реакции выражается уравнением:

v1 = k1 [ H2 ]∙ [I2],

а скорость обратной реакции — уравнением

v2 = k2 [ HI ]2

В начальный момент времени скорость синтеза HI максимальна, поскольку  максимальна концентрация H2 и I2), а скорость разложения HI равна нулю, так как в системе отсутствует HI. По мере расходования водорода и иода скорость прямой реакции постепенно уменьшается, а скорость обратной, напротив, возрастает в соответствии с накоплением в реакционном объеме HI. Рано или поздно наступит такой момент, когда эти скорости станут одинаковыми: v1 = v2  и кривые скоростей сольются в горизонтальную прямую (см. рис.5). Подобное состояние системы называется химическим равновесием.

Начиная с этого момента времени, скорости v1 и v2 остаются неизменными, а значит:

k1 [ H2 ] [I2] = k2 [ HI ]2

откуда:

Рис.5. Изменение во времени скоростей прямой и обратной реакций

 

Отношение констант скоростей при данной температуре является также константой, называемой константой равновесия К.

Читайте также:  Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах

Концентрации веществ, которые устанавливаются при равновесии называют равновесными концентрациями. Пока сохраняется равновесие эти концентрации остаются неизменными.

Но состояние химического равновесия не означает прекращения химических реакций. В состоянии химического равновесия взаимодействие исходных веществ и разложение продуктов реакции продолжаются с одинаковыми скоростями. Поэтому такое равновесие называется динамическим.

Для реакции общего вида:

аА +bB ↔    cC+dD

константа равновесия определяется равенством:

A, B, C, D – формулы веществ, а a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты.

Константа равновесия зависит только от природы реакции и от температуры, но не зависит от механизма реакции, поэтому:

1. В уравнении константы равновесия показатели степеней, в которые возводятся концентрации участвующих в реакции веществ, всегда совпадают с коэффициентами в уравнении химической реакции.

2. Введение катализатора не изменяет константы равновесия, а только ускоряет наступление равновесия. Катализатор в одинаковой мере изменяет энергию активации прямой и обратной реакций. Поэтому отношение констант скорости прямой и обратной реакций, т.е. константа равновесия остается неизменным.

 

Ваша оценка?

Петр Иваныч
Петр Иваныч
Возможно этот человек ответит на ваши вопросы
Задать вопрос
Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Всё о химии
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!:

Adblock
detector